Свойства ковалентной химической связи

Насыщаемость связана с ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, и определяет стехиометрию молекулярных химических соединений, от которой зависят формульный состав, массовые соотношения элементов, расчеты по формулам и уравнениям и т.д.

Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что и определяет направленность ковалентной связи. Количественно она выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекуле.

s-связь - это связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, s-связь возникает при перекрывании s-s, s-p, р-р и d-d орбиталей; обычно она охватывает два атома и является локализованной двухцентровой связью.

p-связь образована перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов, может образовываться при р-р, р-d, d-d, f-p, f-d и f-f орбиталей.

d-связь образуется при перекрывании d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, то есть при перекрывании d-орбиталей, находящихся в параллельных плоскостях.

p- и d- связи могут налагаться на s-связь с образованием кратных связей (двойных и тройных). Например, в молекулах С2Н4, СО2 имеются двойные связи СН2=СН2, О=С=О; в молекулах С2Н2, N2 - тройная связь: СН≡СН, N ≡ N.

Полярность ковалентной связи. Связь, образованная одинаковыми атомами называется гомеополярной, или неполярной, так как обобществленные электроны равномерно распределены между атомами, например, в молекулах Н2, О2, N2, S8. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему и возникающая связь называется ковалентной полярной. Чем выше электроотрицательность (ЭО) атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома, поэтому разность ЭО (ΔЭО) атомов характеризует полярность связи. Атом, к которому смещается электронная плотность, приобретает эффективный заряд δ-, второй атом имеет эффективный заряд δ+. Вследствие этого возникает диполь, имеющий два одинаковых по величине заряда δ+ и δ-, и длину диполя 1Д. Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μсв = δ·1Д, Кл-м, где δ - эффективный заряд, 1Д - длина диполя. В качестве внесистемной единицы для измерения μ используют Дебай D, 1 D = 3.3·10-30 Кл-м.

4.Геометрия структур с ковалентным ти­пом связей.

Раздел химии, изучающий пространст­венное строение молекул, называется стереохимией.

Устойчивому состоянию молекулы соответствует геометрическая структура с минимально возможным значением потенциальной энергии.

В рамках МВС образование молекул объясняется на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно данной концепции, в образовании ковалентных связей участвуют не «чистые», а так называемые гибридные, усредненные по форме и размерам (а следовательно, и по энергии) орбитали. Число таких орбиталей равно числу исходных орбиталей. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве, что обеспечивает их более полное перекрывание с орбиталями соседних атомов.

Дата добавления: 2013-12-13